Для установки нажмите кнопочку Установить расширение. И это всё.
Исходный код расширения WIKI 2 регулярно проверяется специалистами Mozilla Foundation, Google и Apple. Вы также можете это сделать в любой момент.
Как перевоплотить Википедию
Хотите, чтобы Википедия всегда выглядела так профессионально и современно? Мы создали расширение для браузера. Оно совершенствует любую страницу энциклопедии, которую вы посетите, с помощью магических технологий WIKI 2.
Попробуйте — вы его можете удалить в любой момент.
Установить за 5 сек.
Да-да, но позже
4,5
Келли Слэйтон
Мои поздравления с отличным проектом... что за великолепная идея!
Александр Григорьевский
Я использую WIKI 2 каждый день и почти забыл как выглядит оригинальная Википедия.
Теория молекулярных орбиталей (МО) даёт представление о распределении электронной плотности и объясняет свойства молекул.
Энциклопедичный YouTube
1/3
Просмотров:
3 803
884
3 048
введение в теорию МО
Теория МО бутадиена
Цитология. Лекция 46. Гибридизация орбиталей
Субтитры
Этот видеоурок - введение
в теорию
молекулярных орбиталей.
Теория МО опирается на
знание приемов сложных
квантовых вычислений.
Я совершенно не собираюсь
их рассматривать.
Мы познакомимся с теорией
самым простым путем,
просто рассматривая
картинки.
Когда мы изучали
механизмы, мы считали
электроны частицами,
но мы можем
рассматривать их как волны.
Известно, что электроны
с большой вероятностью
присутствуют в атомных орбиталях.
Когда атомы соединяются,
чтобы образовать молекулы,
их атомные орбитали
соединяются, чтобы
образовать то, что мы называем
молекулярными орбиталями.
Соединение атомных
орбиталей подобно
соединению
волн.
Для определения волн
пойдем по очень
простому пути.
Например, мы можем представить
наши волны волнами океана.
Пусть эта
горизонтальная линия
будет средним уровнем
высоты океана.
Нарисую
волну здесь.
Часть волны будет
находиться выше среднего
уровня.
Назову это
"фазой" и закрашу
эту фазу красным цветом.
Другая часть волны
будет находиться ниже
среднего уровня. Закрашу
её синим.
Итак, это одна волна.
Соединим эту
волну с другой
волной точно
также.
Представим, что это
две абсолютно одинаковые волны.
Эта часть будет красной,
а эта синей.
Чтобы соединить
эти две волны
существует несколько
способов, не так ли?
Например, можно
наложить волны
друг на друга.
При этом нужно
не забывать
о векторах.
Каков будет вектор
у верхней волны?
Вам все должно быть
понятно, если по физике
вы проходили тему векторов.
Итак, это один вектор.
А этот вектор
для нижней волны
будет такой же длины и
направлен в ту же сторону.
При наложении
волн друг на друга
векторы
складываются.
Нарисуем результат сложения.
У нас получится
большая волна
справа.
Два вектора складываются.
Вот так.
Тоже самое произойдет
с синими фазами.
Но в этот раз этот
вектор направлен вниз.
И этот вектор
направлен вниз.
Вы наложите их
одну поверх другой,
то векторы тоже сложатся.
Вот результирующий вектор.
Здесь получится
большая суммарная волна.
Это результирующий
продукт наложения
двух волн друг на друга.
Длины волн складываются.
Здесь наши две
красные фазы
суммируются.
А здесь суммируются
синие фазы.
Получилось конструктивное наложение.
Давайте теперь это запишем.
Конструктивное наложение.
Оно происходит, когда
две волны в одной фазе складываются.
Мы суммируем эти
волны в фазе.
Это значит, что цвета
должны совпадать, так?
Объединяем две
красных фазы
и две синих
фазы друг с другом.
Это и дает нам
конструктивное наложение.
Рассмотрим другой пример
сложения волн.
Очень простой пример.
Давайте, опять
же, начнем с
волны, одна часть которой
будет над средним уровнем
океана.
А другая часть,
соответственно, под.
На этот раз мы будем
складывать волны
с противонаправленными векторами.
Итак, теперь мы
нарисуем волну
снизу вверх, вот так.
Эту часть мы теперь
закрасим в синий,
а эта теперь будет
красной.
И мы будем накладывать
две эти волны друг на друга.
При совмещении волн, держим
в голове направление векторов.
Итак, как мы видим,
у этой первой волны
вектор направлен
в эту сторону.
У второй волны внизу
вектор направлен
в противоположную
сторону.
Итак, когда я суммирую
эти два вектора,
иначе говоря, накладываю
две эти волны друг на друга,
векторы скомпенсируют
друг друга.
В результате мы получим
деструктивное перекрывание.
Проще говоря, здесь справа
у нас не получится ничего.
Здесь будет деструктивное
перекрывание.
Два эти вектора взаимно
уничтожатся.
И абсолютно тоже
самое произойдет, если
мы попытаемся
соединить эту часть
волны с этой частью,
верно?
Два эти вектора нейтрализуют
друг друга в пространстве и
мы получим деструктивное перекрывание.
Итак, мы попытались объединить
две эти волны в противофазе.
Оба раза мы пытались объединить
красную фазу с синей.
И поскольку мы объединяли
их в противофазе, векторы
взаимно уничтожились, и мы
получили деструктивное перекрывание.
Как я уже раньше говорил,
такой способ рассмотрения волн
очень прост.
Довольно забавно, что
объединение атомных
орбиталей мы можем представлять
по тому же принципу.
Мы можем объединять
атомные орбитали в фазе
или же в противофазе.
Давайте разберем пример.
Объединим атомные
орбитали.
И сделаем мы это с
самым простым атомом,
разумеется, атомом водорода.
Итак, берем атом водорода
с его одним единственным электроном.
И, как мы знаем,
это электрон заселяет
атомную орбиталь.
А эта атомная орбиталь
по форме напоминает сферу.
Давайте изобразим эту
орбиталь-сферу.
Вот тут мы нарисуем
ядро водорода.
И, как мы знаем, у самого
распространённого изотопа
в состав ядра входит
только один протон.
Итак, вот это – это
ядро водорода,
а сфера вокруг будет представлять
атомную орбиталь водорода,
вот так.
И я буду объединять
этот атом водорода
с еще один атомом
водорода.
Опять же,
нарисуем
ядро атома
водорода.
И затем атомную s
орбиталь-сферу,
занятую единственным
электроном водорода.
Хорошо.
Давайте нарисуем
тоже самое здесь внизу.
Тут у меня
будет ядро,
а здесь – атомная
s орбиталь.
И повторим все тоже
самое вот тут.
Давайте теперь объединим
наши атомные орбитали.
Как мы уже знаем, мы можем
объединить их в фазе и в противофазе.
Давайте
запишем это.
Эти верхние орбитали
будем объединять
в фазе, а вот эти
нижние орбитали
объединим в противофазе.
Теперь мы их
раскрасим.
Поскольку первые атомные
орбитали я буду объединять
в фазе, они будут у меня
одного цвета.
Обе орбитали
закрасим красным.
Напомню, они
объединяются в фазе.
Теперь перейдем к орбиталям, которые
мы будем объединять в противофазе.
На это раз будем использовать
разные цвета.
Одну закрасим
в красный, а другую -
в синий.
Как мы уже знаем, объединение
двух волн в фазе даст нам
конструктивное перекрывание.
Итак, здесь, объединив
две атомные орбитали
водорода в фазе мы получим
конструктивное перекрывание.
Давайте нарисуем
образующуюся молекулярную
орбиталь.
Здесь будет одно ядро и
здесь - другое.
Две атомные
орбитали будут
объединяться,
образуя
молекулярную
орбиталь.
Орбиталь, связанную со
всей молекулой водорода.
Итак, вот тут справа мы
изобразили молекулярную
орбиталь.
Она объединена в фазе.
И в результате
конструктивного
перекрывания мы и получаем
эту молекулярную орбиталь.
И вместо атомных
орбиталей будет
образовываться орбиталь
молекулярная.
Давайте нарисуем
структуру Льюиса
для водорода.
Мы можем считать,
что эти два электрона.
равноправно поделены между
этими атомами, образуя,
таким образом, ковалентную
связь между атомами водорода,
вот так.
И еще раз повторю,
что эта молекулярная
орбиталь была получена
в результате конструктивного
перекрывания.
Атомные орбитали
объединяются и
образуется молекулярная
орбиталь.
И эта молекулярная
орбиталь - связывающая.
Такое название связано
с тем, что электроны
поделены между
двумя ядрами.
Подобное обобществление
этих электронов приводит
к тому, что энергия молекулы
водорода снижается.
Итак, связывающая молекулярная
орбиталь ниже по энергии.
И это конструктивное перекрывание.
Вот здесь внизу изображены
две атомные s-орбитали.
Если мы попытаемся
объединить две эти
орбитали водорода в
противофазе, то мы получим
деструктивное перекрывание.
И в случае деструктивного
перекрывания не будет
происходить обобществления
электронов между ядрами.
В результате между ядрами
происходит то, что мы называем
узловой поверхностью.
Между этими ядрами нет
электронной плотности.
Итак, попытаемся нарисовать
молекулярные орбитали.
В большинстве учебников
мы увидим нечто подобное.
Вот здесь
слева - это
красная фаза, а
вот тут справа -
синяя фаза.
Объединив атомные
орбитали в противофазе
мы получим орбиталь
молекулярную, однако в
этом случае электронная плотность
между двумя ядрами отсутствует.
В действительности здесь нет связи.
И потому такая орбиталь
называется разрыхляющей.
Так, давайте я выделю
это желтым цветом.
Итак, разрыхляющая
молекулярная орбиталь.
Если мы говорим о деструктивном
перекрывании, то подразумеваем,
что между ядрами электронная
плотность отсутствует.
По этой причине
положительные заряды
взаимодействуют друг с другом.
Заряды отталкиваются.
Это явление можно сравнить
со сближением двух магнитов
одинаковой полярности.
Они будут отталкиваться.
Понадобится много энергии,
чтобы удерживать два положительных
заряда вместе.
Как мне кажется,
таким образом легко
запомнить тот факт, что
разрыхляющая орбиталь
находится гораздо выше по
энергии, чем связывающая.
Вам придется удерживать
два этих ядра, два
положительных
заряда вместе.
Итак, что же мы здесь наблюдали?
Объединение двух атомных орбиталей
приводит к образованию одной
связывающей молекулярной орбитали
и одной разрыхляющей.
Итак, две атомные орбитали
объединяются, образуя
в общей сумме две
молекулярные орбитали.
Энергия связывающей орбитали
ниже энергии атомной орбитали,
а энергия разрыхляющей
орбитали - выше.
Давайте кратко
представим это на
энергетической диаграмме.
Получилась вот такая
диаграмма.
Здесь шкала энергии.
Эти энергетические уровни
отображают атомные орбитали.
Здесь у нас водород
с одним электроном,
и вот здесь еще один водород,
у которого также один электрон.
И когда эти две атомные
орбитали объединяются,
они образуют две
молекулярные орбитали.
Итак, рисуем две
молекулярные орбитали.
Здесь одна молекулярная
орбиталь, и вот тут
другая молекулярная
орбиталь.
Повторим еще раз: две атомные
орбитали при объединении образуют
две молекулярные орбитали.
Как мы уже говорили, та,
что по энергии ниже –
это связывающая
молекулярная орбиталь.
Вот эта молекулярная
орбиталь - связывающая.
А та орбиталь, у которой
значение энергии выше -
разрыхляющая молекулярная
орбиталь.
Это разрыхляющая
молекулярная орбиталь,
а это – связывающая
молекулярная орбиталь.
Эти два электрона,
при объединении
двух атомных
орбиталей будут
заполнять связывающую
молекулярную орбиталь,
поскольку она ниже
по энергии.
Это аналогично расположению
электронов в электронных оболочках.
Электроны будут заполнять
низшую по энергии вакантную
орбиталь.
Будет происходить
спаривание электронов.
Не забываем об
антипараллельности спинов.
Итак, эти два электрона
атомов водорода
стремятся к связывающей
молекулярной орбитале, так как она
ниже по энергии.
В этом примере на
разрыхляющей
молекулярной орбитале не
окажется ни одного электрона.
Разумеется, мы можем
передать электрону на
связывающей молекулярной
орбитале достаточное количество
энергии, чтобы он мог
перескочить на разрыхляющую.
В результате чего,
конечно же, разорвется
связь между двумя
атомами водорода.
Надеюсь, это видео
оказалось неплохим
введением в теорию
молекулярных орбиталей.
Мы еще не раз будем использовать
такой подход для изучения
других сложных тем
в органической химии.
Subtitles by the Amara.org community
В этой теории квантовомеханические зависимости для атома распространены на более сложную систему — молекулу. Молекула рассматривается как целое, а не как совокупность сохранивших индивидуальность атомов. В молекуле (как и в атоме) имеются дискретные энергетические состояния отдельных электронов (молекулярные орбитали) с их самосогласованным движением в поле друг друга и всех ядер молекулы.
Предполагается, что все электроны данной молекулы (как и в атоме) распределяются по соответствующим орбиталям. Состояние электрона в атоме описывается одноэлектронной волновой функцией ψ, являющейся решением уравнения Шрёдингера. Волновая функция ψ, зависящая от четырёх квантовых чисел, имеющая конкретный математический вид и удовлетворяющая условию нормировки и однозначности называется молекулярной орбиталью (МО) (по аналогии с атомной). Каждая орбиталь характеризуется своим набором квантовых чисел, отражающих свойства электронов в данном энергетическом состоянии. В отличие от одноцентровых орбиталей атомов, орбитали молекул многоцентровые, то есть молекулы имеют общие орбитали для двух или более атомных ядер. Каждая молекулярная орбиталь обладает определённой энергией, приближённо характеризующейся соответствующим потенциалом ионизации.
По аналогии с атомными s-, p-, d-, f- орбиталями молекулярные орбитали обозначают греческими буквами σ-, π-, δ-, φ-. МО образуются при комбинировании атомных орбиталей при достаточном сближении. Совокупность МО молекулы с указанием её типа и количеством электронов на ней даёт электронную конфигурацию молекулы. Существует 3 типа молекулярных орбиталей: связывающие, разрыхляющие и несвязывающие. Электроны на связывающих молекулярных орбиталях упрочняют связь, на разрыхляющих как бы дестабилизируют (расшатывают). Молекула является устойчивой лишь в том случае, если число электронов на связывающих орбиталях превышает число электронов на разрыхляющих. Электроны, находящиеся на несвязывающих молекулярных орбиталях, участия в образовании химической связи не принимают. Из n исходных атомных орбиталей возникает n МО. Так, при образовании двухатомной молекулы H2 из атомов водорода Н из их s-орбиталей возникают две двухцентровые МО — одна энергетически более выгодная (связывающая σsсв), другая менее выгодная (разрыхляющая σsразр), чем исходные атомные орбитали. На связывающей МО электрон большую часть времени пребывает между ядрами (повышается электронная плотность), способствуя их химическому связыванию. На разрыхляющей же МО электрон большую часть времени находится за ядрами, вызывая отталкивание ядер друг от друга.[1].
Характер распределения электронов по МО определяет порядок (кратность) связи, её энергию, межъядерные расстояния (длина связи), магнитные свойства молекул и др. Заполнение молекулярных орбиталей подчиняется тем же правилам, что и заполнение атомных: принципу энергетической выгодности, принципу Паули, правилу Хунда, правилу Клечковского. В общепринятом приближении молекулярная орбиталь рассматривается как линейная комбинация атомных орбиталей (приближение МО ЛКАО).
Кратность связи в теории молекулярных орбиталей определяется выражением
где и — суммарные количества электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях соответственно.[1]
Примеры
Рассмотрим применение метода к двухатомной молекуле водорода H2. У отдельного атома водорода есть 1s орбиталь с одним электроном, имеющим энергию Е. В молекуле из двух атомов водородов орбитали отдельных атомов преобразуются в две: связывающую и разрыхляющую. При этом связывающая находится по энергии ниже 1s орбитали водорода на величину ΔE, разрыхляющая выше 1s орбитали на ΔE. Тогда энергия электрона связывающей орбитали будет равна E — ΔE, а разрыхляющей E + ΔE. Сумма энергии этих двух орбиталей (E — ΔE) + (E + ΔE) = 2E, будет равна сумме энергии двух 1s орбиталей двух отдельных атомов водорода. То есть закон сохранения энергии выполняется (что и должно быть).
Другим примером применения метода молекулярных орбиталей может служить рассмотрение молекулы кислорода . Молекула кислорода состоит из двух атомов кислорода, конфигурация основного состояния 2s2 2p4.
s-орбитали образуют две молекулярные орбитали — их сумма преобразуется по полносимметричному представлению в данной группе симметрии (группа D∞h, представление Σg+, её энергия), разность — по представлению Σu+.
p-орбитали образуют шесть молекулярных орбиталей. Две из них преобразуются по представлениям типа Σ+ (разрыхляющая нечётная, связывающая чётная. Обе образованы p-орбиталями с нулевой проекцией орбитального момента). Четыре из них — по двумерным представлениям типа П (здесь наоборот, связывающие орбитали нечётные относительно инверсии).
В итоге получаем такую конфигурацию молекулы — (σ)2 (σ*)2 (σ)2 (π)4 (π*)2, которая порождает основной терм 3Σg- — то есть основное состояние этой молекулы — триплетное, что и подтверждается многочисленными экспериментами (например, кислород парамагнитен). Согласно ММО, кратность связи в молекуле кислорода равна , то есть связь двойная.
Позволяет описывать химическую связь в электронодефицитных молекулах (диборан), молекулярных радикалах (монооксид азота), молекулярных ионах (нитрозил, нитроил, гидразоний, оксигенил), гипервалентных соединениях (соединения благородных газов).
Объясняет образование молекул с многоцентровыми орбиталями. Например, в азотной кислоте азот имеет степень окисления +5, хотя предельное число связей не может быть больше числа валентных орбиталей (то есть 4). Это противоречие разрешается исходя из модели трёхцентровой двухэлектронной связи.
Описывает водородную связь как частный случай ковалентной: через модель делокализации электронной плотности и образование трёхцентровых четырёхэлектронных связей (например, -H•••[F-H•••F]-).
Когда обнаружилась способность благородных газов образовывать соединения, некоторые учёные были склонны считать, что электроны распариваются на следующий энергетический уровень и образуются нормальные двухцентровые двухэлектронные связи. Однако энергия на распаривание слишком велика, и она не покрылась бы энергией, выделившейся в результате образования химических связей. Оказывается, образуются трёхцентровые четырёхэлектронные связи. Модель МО ЛКАО позволяет объяснить образование химической связи в такого рода соединениях.
Энергию МО в молекуле либо определяют экспериментально (спектроскопически и др.), либо рассчитывают методами квантовой механики и квантовой химии (чисто теоретическими и полуэмпирическими).